Το πρώτο από αυτά είναι ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού. (Το δεύτερο είναι η εκπαίδευση, που θα συζητηθεί παρακάτω). Όταν σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός, ένα άτομο μετάλλου χάνει ηλεκτρόνια και ένα άτομο μη μετάλλου κερδίζει. Για παράδειγμα, εξετάστε την ηλεκτρονική δομή των ατόμων νατρίου και χλωρίου:
Na 1s 2 2s 2 2 σελ6 3 μικρό 1 - ένα ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό επίπεδο
Cl 1s 2 2s 2 2 σελ6 3 s2 3 σελ 5 — επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο
Εάν το άτομο νατρίου δωρίσει το μοναδικό του ηλεκτρόνιο 3s στο άτομο χλωρίου, ο κανόνας της οκτάδας θα ισχύει και για τα δύο άτομα. Το άτομο χλωρίου θα έχει οκτώ ηλεκτρόνια στην εξωτερική τρίτη στιβάδα και το άτομο νατρίου θα έχει επίσης οκτώ ηλεκτρόνια στη δεύτερη στιβάδα, η οποία τώρα έχει γίνει εξωτερική:
Na + 1s 2 2s 2 2 Π 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 σελ6 3 s2 3 σελ6 - οκτώ ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο
Ταυτόχρονα, ο πυρήνας του ατόμου νατρίου περιέχει ακόμα 11 πρωτόνια, αλλά ο συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων έχει μειωθεί σε 10. Αυτό σημαίνει ότι ο αριθμός των θετικά φορτισμένων σωματιδίων είναι ένα περισσότερο από τον αριθμό των αρνητικά φορτισμένων, άρα το σύνολο το φορτίο του «ατόμου» του νατρίου είναι +1.
Ένα «άτομο» χλωρίου περιέχει τώρα 17 πρωτόνια και 18 ηλεκτρόνια και έχει φορτίο -1.
Τα φορτισμένα άτομα που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της απώλειας ή κέρδους ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων ονομάζονται ιόντων. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται κατιόντα, και λέγονται τα αρνητικά φορτισμένα ανιόντα.
Τα κατιόντα και τα ανιόντα, με αντίθετα φορτία, έλκονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις. Αυτή η έλξη των αντίθετα φορτισμένων ιόντων ονομάζεται ιοντικός δεσμός.
. Εμφανίζεται σε ενώσεις που σχηματίζονται από ένα μέταλλο και ένα ή περισσότερα αμέταλλα.
Οι ακόλουθες ενώσεις πληρούν αυτό το κριτήριο και είναι ιοντικής φύσης: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Υπάρχει ένας άλλος τρόπος για να αναπαραστήσουμε ιοντικές ενώσεις:
Σε αυτούς τους τύπους, οι τελείες δείχνουν μόνο τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εξωτερικά κελύφη ( ηλεκτρόνια σθένους ). Τέτοιοι τύποι ονομάζονται τύποι Lewis προς τιμήν του Αμερικανού χημικού G. N. Lewis, ενός από τους ιδρυτές (μαζί με τον L. Pauling) της θεωρίας των χημικών δεσμών.
Η μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα άτομο μετάλλου σε ένα άτομο μη μετάλλου και ο σχηματισμός ιόντων είναι δυνατή λόγω του γεγονότος ότι τα αμέταλλα έχουν υψηλή ηλεκτραρνητικότητα και τα μέταλλα χαμηλή.
Λόγω της ισχυρής έλξης των ιόντων μεταξύ τους, οι ιοντικές ενώσεις είναι κυρίως στερεές και έχουν αρκετά υψηλό σημείο τήξης.
Ένας ιονικός δεσμός σχηματίζεται με τη μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα άτομο μετάλλου σε ένα άτομο μη μετάλλου. Τα ιόντα που προκύπτουν έλκονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις.
Όλες οι χημικές ενώσεις σχηματίζονται μέσω του σχηματισμού ενός χημικού δεσμού. Και ανάλογα με τον τύπο των συνδετικών σωματιδίων, διακρίνονται διάφοροι τύποι. Το πιο βασικό- αυτά είναι ομοιοπολικά πολικά, ομοιοπολικά μη πολικά, μεταλλικά και ιοντικά. Σήμερα θα μιλήσουμε για ιοντικό.
Σε επαφή με
Τι είναι τα ιόντα
Σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων - κατά κανόνα, υπό την προϋπόθεση ότι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ τους είναι πολύ μεγάλη. Η ηλεκτροαρνητικότητα των ατόμων και των ιόντων υπολογίζεται σύμφωνα με την κλίμακα Polling.
Ως εκ τούτου, για να εξεταστούν σωστά τα χαρακτηριστικά των ενώσεων, εισήχθη η έννοια της ιονικότητας. Αυτό το χαρακτηριστικό σας επιτρέπει να προσδιορίσετε πόσο τοις εκατό είναι ιοντικός ένας συγκεκριμένος δεσμός.
Η ένωση με την υψηλότερη ιονικότητα είναι το φθοριούχο καίσιο, στο οποίο είναι περίπου 97%. Ο ιονικός δεσμός είναι χαρακτηριστικόςγια ουσίες που σχηματίζονται από άτομα μετάλλου που βρίσκονται στην πρώτη και δεύτερη ομάδα του πίνακα Δ.Ι. Mendeleev, και άτομα μη μετάλλων στην έκτη και έβδομη ομάδα του ίδιου πίνακα.
Σημείωση!Αξίζει να σημειωθεί ότι δεν υπάρχει ένωση στην οποία η σχέση να είναι αποκλειστικά ιοντική. Για τα επί του παρόντος ανακαλυφθέντα στοιχεία, είναι αδύνατο να επιτευχθεί τόσο μεγάλη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα ώστε να ληφθεί μια 100% ιοντική ένωση. Ως εκ τούτου, ο ορισμός ενός ιοντικού δεσμού δεν είναι απολύτως σωστός, αφού λαμβάνονται υπόψη ενώσεις με μερική ιοντική αλληλεπίδραση.
Γιατί καθιερώθηκε αυτός ο όρος, αν στην πραγματικότητα δεν υπάρχει τέτοιο φαινόμενο; Το γεγονός είναι ότι αυτή η προσέγγιση βοήθησε να εξηγηθούν πολλές αποχρώσεις στις ιδιότητες των αλάτων, των οξειδίων και άλλων ουσιών. Για παράδειγμα, γιατί είναι πολύ διαλυτά στο νερό, και τους τα διαλύματα είναι ικανά να μεταφέρουν ηλεκτρισμό. Δεν μπορεί να εξηγηθεί από καμία άλλη θέση.
Μηχανισμός εκπαίδευσης
Ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού είναι δυνατός μόνο εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις: εάν το άτομο μετάλλου που συμμετέχει στην αντίδραση είναι σε θέση να δωρίσει εύκολα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο και το άτομο μη μετάλλου μπορεί να δεχτεί αυτά τα ηλεκτρόνια. Τα άτομα μετάλλου είναι εγγενώς αναγωγικοί παράγοντες, δηλαδή είναι ικανά ανάκρουση ηλεκτρονίων.
Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι στο τελευταίο επίπεδο ενέργειας στο μέταλλο μπορεί να υπάρχουν από ένα έως τρία ηλεκτρόνια και η ακτίνα του ίδιου του σωματιδίου είναι αρκετά μεγάλη. Επομένως, η δύναμη αλληλεπίδρασης του πυρήνα με τα ηλεκτρόνια στο τελευταίο επίπεδο είναι τόσο μικρή που μπορούν εύκολα να τον εγκαταλείψουν. Με τα μη μέταλλα η κατάσταση είναι εντελώς διαφορετική. Εχουν μικρή ακτίνα, και ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο τελευταίο επίπεδο μπορεί να είναι από τρία έως επτά.
Και η αλληλεπίδραση μεταξύ τους και του θετικού πυρήνα είναι αρκετά ισχυρή, αλλά οποιοδήποτε άτομο τείνει να ολοκληρώσει το ενεργειακό επίπεδο, έτσι τα μη μεταλλικά άτομα τείνουν να λαμβάνουν τα ηλεκτρόνια που λείπουν.
Και όταν συναντώνται δύο άτομα - ένα μέταλλο και ένα μη μέταλλο, υπάρχει μια μετάβαση ηλεκτρονίων από το άτομο μετάλλου στο άτομο μη μετάλλου και σχηματίζεται μια χημική αλληλεπίδραση.
Διάγραμμα σύνδεσης
Το σχήμα δείχνει καθαρά πώς πραγματοποιείται ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού. Αρχικά, υπάρχουν ουδέτερα φορτισμένα άτομα νατρίου και χλωρίου.
Το πρώτο έχει ένα ηλεκτρόνιο στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο, το δεύτερο έχει επτά. Στη συνέχεια, ένα ηλεκτρόνιο περνά από το νάτριο στο χλώριο και ο σχηματισμός δύο ιόντων. Τα οποία συνδυάζονται μεταξύ τους για να σχηματίσουν μια ουσία. Τι είναι ένα ιόν; Ένα ιόν είναι ένα φορτισμένο σωματίδιο που ο αριθμός των πρωτονίων δεν είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων.
Διαφορές από τον ομοιοπολικό τύπο
Ο ιονικός δεσμός, λόγω της ειδικότητάς του, δεν έχει κατεύθυνση. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το ηλεκτρικό πεδίο ενός ιόντος είναι μια σφαίρα, ενώ μειώνεται ή αυξάνεται ομοιόμορφα προς μία κατεύθυνση, υπακούοντας στον ίδιο νόμο.
Σε αντίθεση με το ομοιοπολικό, το οποίο σχηματίζεται λόγω της επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων.
Η δεύτερη διαφορά είναι αυτή ο ομοιοπολικός δεσμός είναι κορεσμένος. Τι σημαίνει? Ο αριθμός των ηλεκτρονικών σύννεφων που μπορούν να λάβουν μέρος στην αλληλεπίδραση είναι περιορισμένος.
Και στο ιοντικό, λόγω του ότι το ηλεκτρικό πεδίο έχει σφαιρικό σχήμα, μπορεί να συνδυαστεί με απεριόριστο αριθμό ιόντων. Άρα, μπορούμε να πούμε ότι δεν είναι κορεσμένο.
Μπορεί επίσης να χαρακτηριστεί από πολλές ακόμη ιδιότητες:
- Η ενέργεια του δεσμού είναι ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό και εξαρτάται από την ποσότητα ενέργειας που πρέπει να δαπανηθεί για να σπάσει. Εξαρτάται από δύο κριτήρια - μήκος δεσμού και φορτίο ιόντωνεμπλέκονται στη διαμόρφωσή του. Ο δεσμός είναι ισχυρότερος, όσο μικρότερο είναι το μήκος του και τόσο μεγαλύτερα είναι τα φορτία των ιόντων που τον σχηματίζουν.
- Μήκος - αυτό το κριτήριο έχει ήδη αναφερθεί στην προηγούμενη παράγραφο. Εξαρτάται αποκλειστικά από την ακτίνα των σωματιδίων που εμπλέκονται στο σχηματισμό της ένωσης. Η ακτίνα των ατόμων αλλάζει ως εξής: μειώνεται στην περίοδο με την αύξηση του σειριακού αριθμού και αυξάνεται στην ομάδα.
Ουσίες με ιοντικό δεσμό
Είναι χαρακτηριστικό ενός σημαντικού αριθμού χημικών ενώσεων. Αυτό είναι ένα μεγάλο μέρος όλων των αλάτων, συμπεριλαμβανομένου του γνωστού επιτραπέζιου αλατιού. Εμφανίζεται σε όλες τις ενώσεις όπου υπάρχει άμεση επαφή μεταξύ μετάλλου και μη μετάλλου. Ακολουθούν μερικά παραδείγματα ουσιών με ιοντικό δεσμό:
- χλωριούχα νάτριο και κάλιο,
- φθοριούχο καίσιο,
- οξείδιο του μαγνησίου.
Μπορεί επίσης να εμφανιστεί σε σύνθετες ενώσεις.
Για παράδειγμα, θειικό μαγνήσιο.
Εδώ είναι ο τύπος μιας ουσίας με ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς:
Θα σχηματιστεί ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ ιόντων οξυγόνου και μαγνησίου, αλλά θείου και είναι ήδη διασυνδεδεμένοι με τη βοήθεια ενός ομοιοπολικού πολικού.
Από το οποίο μπορούμε να συμπεράνουμε ότι ο ιοντικός δεσμός είναι χαρακτηριστικός σύνθετων χημικών ενώσεων.
Τι είναι ο ιοντικός δεσμός στη χημεία
Τύποι χημικών δεσμών - ιοντικοί, ομοιοπολικοί, μεταλλικοί
συμπέρασμα
Ιδιότητες που εξαρτώνται άμεσα από τη συσκευή κρυσταλλικού πλέγματος. Επομένως, όλες οι ενώσεις με ιοντικό δεσμό είναι πολύ διαλυτές στο νερό και άλλους πολικούς διαλύτες, αγώγιμες και είναι διηλεκτρικές. Ταυτόχρονα, είναι αρκετά πυρίμαχα και εύθραυστα. Οι ιδιότητες αυτών των ουσιών χρησιμοποιούνται συχνά στην κατασκευή ηλεκτρικών συσκευών.
Τα άτομα των περισσότερων στοιχείων δεν υπάρχουν χωριστά, καθώς μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους. Σε αυτή την αλληλεπίδραση, σχηματίζονται πιο πολύπλοκα σωματίδια.
Η φύση του χημικού δεσμού είναι η δράση ηλεκτροστατικών δυνάμεων, οι οποίες είναι οι δυνάμεις αλληλεπίδρασης μεταξύ ηλεκτρικών φορτίων. Τα ηλεκτρόνια και οι ατομικοί πυρήνες έχουν τέτοια φορτία.
Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα (ηλεκτρόνια σθένους), όντας πιο μακριά από τον πυρήνα, αλληλεπιδρούν μαζί του πιο αδύναμα και επομένως είναι σε θέση να απομακρυνθούν από τον πυρήνα. Είναι υπεύθυνοι για τη σύνδεση των ατόμων μεταξύ τους.
Τύποι αλληλεπίδρασης στη χημεία
Οι τύποι των χημικών δεσμών μπορούν να αναπαρασταθούν ως ο ακόλουθος πίνακας:
Χαρακτηριστικό ιοντικού δεσμού
Η χημική αλληλεπίδραση που σχηματίζεται λόγω έλξη ιόντωνπου έχει διαφορετικά φορτία ονομάζεται ιοντικό. Αυτό συμβαίνει εάν τα συνδεδεμένα άτομα έχουν σημαντική διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα (δηλαδή την ικανότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια) και το ζεύγος ηλεκτρονίων πηγαίνει σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Το αποτέλεσμα μιας τέτοιας μετάβασης ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο είναι ο σχηματισμός φορτισμένων σωματιδίων - ιόντων. Υπάρχει μια έλξη ανάμεσά τους.
έχουν τη χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα τυπικά μέταλλα, και τα μεγαλύτερα είναι τυπικά αμέταλλα. Τα ιόντα σχηματίζονται έτσι από αλληλεπιδράσεις μεταξύ τυπικών μετάλλων και τυπικών αμετάλλων.
Τα άτομα μετάλλων γίνονται θετικά φορτισμένα ιόντα (κατιόντα), δίνοντας ηλεκτρόνια σε εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα και τα αμέταλλα δέχονται ηλεκτρόνια, μετατρέποντας έτσι σε αρνητικά φορτισμένοιόντα (ανιόντα).
Τα άτομα κινούνται σε μια πιο σταθερή ενεργειακή κατάσταση, ολοκληρώνοντας τις ηλεκτρονικές τους διαμορφώσεις.
Ο ιοντικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός και μη κορεσμένος, αφού η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση συμβαίνει προς όλες τις κατευθύνσεις, αντίστοιχα, το ιόν μπορεί να προσελκύσει ιόντα αντίθετου πρόσημου προς όλες τις κατευθύνσεις.
Η διάταξη των ιόντων είναι τέτοια που γύρω από το καθένα υπάρχει ένας ορισμένος αριθμός αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Η έννοια του «μορίου» για ιοντικές ενώσεις δεν έχει νόημα.
Παραδείγματα Εκπαίδευσης
Ο σχηματισμός δεσμού στο χλωριούχο νάτριο (nacl) οφείλεται στη μεταφορά ηλεκτρονίου από το άτομο Na στο άτομο Cl με το σχηματισμό των αντίστοιχων ιόντων:
Na 0 - 1 e \u003d Na + (κατιόν)
Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (ανιόν)
Στο χλωριούχο νάτριο, υπάρχουν έξι ανιόντα χλωρίου γύρω από τα κατιόντα νατρίου και έξι ιόντα νατρίου γύρω από κάθε ιόν χλωρίου.
Όταν σχηματίζεται μια αλληλεπίδραση μεταξύ ατόμων στο θειούχο βάριο, συμβαίνουν οι ακόλουθες διεργασίες:
Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+
S 0 + 2 e \u003d S 2-
Το Ba δωρίζει τα δύο ηλεκτρόνια του στο θείο, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ανιόντων θείου S 2- και κατιόντων βαρίου Ba 2+.
χημικός δεσμός μετάλλων
Ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά ενεργειακά επίπεδα των μετάλλων είναι μικρός· αποσπώνται εύκολα από τον πυρήνα. Ως αποτέλεσμα αυτής της αποκόλλησης, σχηματίζονται μεταλλικά ιόντα και ελεύθερα ηλεκτρόνια. Αυτά τα ηλεκτρόνια ονομάζονται «αέριο ηλεκτρονίων». Τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα σε όλο τον όγκο του μετάλλου και συνδέονται συνεχώς και αποσπώνται από τα άτομα.
Η δομή της μεταλλικής ουσίας είναι η εξής: το κρυσταλλικό πλέγμα είναι η ραχοκοκαλιά της ουσίας και τα ηλεκτρόνια μπορούν να κινούνται ελεύθερα μεταξύ των κόμβων της.
Μπορούν να δοθούν τα ακόλουθα παραδείγματα:
Mg - 2e<->Mg2+
Cs-e<->Cs+
Ca-2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe3+
Ομοιοπολική: πολική και μη πολική
Ο πιο κοινός τύπος χημικής αλληλεπίδρασης είναι ο ομοιοπολικός δεσμός. Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας των στοιχείων που αλληλεπιδρούν δεν διαφέρουν έντονα, σε σχέση με αυτό, συμβαίνει μόνο μια μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο.
Η ομοιοπολική αλληλεπίδραση μπορεί να σχηματιστεί από τον μηχανισμό ανταλλαγής ή από τον μηχανισμό δότη-δέκτη.
Ο μηχανισμός ανταλλαγής πραγματοποιείται εάν καθένα από τα άτομα έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα και η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών οδηγεί στην εμφάνιση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων που ήδη ανήκει και στα δύο άτομα. Όταν ένα από τα άτομα έχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο και το άλλο έχει ένα ελεύθερο τροχιακό, τότε όταν τα ατομικά τροχιακά επικαλύπτονται, το ζεύγος ηλεκτρονίων κοινωνικοποιείται και η αλληλεπίδραση συμβαίνει σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη.
Τα ομοιοπολικά χωρίζονται κατά πολλαπλότητα σε:
- απλό ή μονό?
- διπλό;
- τριπλούς.
Τα διπλά παρέχουν την κοινωνικοποίηση δύο ζευγών ηλεκτρονίων ταυτόχρονα και τα τριπλά - τρία.
Σύμφωνα με την κατανομή της πυκνότητας των ηλεκτρονίων (πολικότητα) μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων, ο ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε:
- μη πολικό?
- πολικός.
Ένας μη πολικός δεσμός σχηματίζεται από τα ίδια άτομα και ένας πολικός δεσμός σχηματίζεται από διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα.
Η αλληλεπίδραση ατόμων με παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα ονομάζεται μη πολικός δεσμός. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων σε ένα τέτοιο μόριο δεν έλκεται από κανένα από τα άτομα, αλλά ανήκει εξίσου και στα δύο.
Η αλληλεπίδραση στοιχείων που διαφέρουν σε ηλεκτραρνητικότητα οδηγεί στο σχηματισμό πολικών δεσμών. Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων με αυτόν τον τύπο αλληλεπίδρασης έλκονται από ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, αλλά δεν μεταφέρονται πλήρως σε αυτό (δηλαδή, ο σχηματισμός ιόντων δεν συμβαίνει). Ως αποτέλεσμα μιας τέτοιας μετατόπισης στην πυκνότητα των ηλεκτρονίων, εμφανίζονται μερικά φορτία στα άτομα: σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό, ένα αρνητικό φορτίο και σε ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό, ένα θετικό.
Ιδιότητες και χαρακτηριστικά της ομοιοπολικότητας
Τα κύρια χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού:
- Το μήκος καθορίζεται από την απόσταση μεταξύ των πυρήνων των αλληλεπιδρώντων ατόμων.
- Η πολικότητα καθορίζεται από τη μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα.
- Προσανατολισμός - η ιδιότητα να σχηματίζει δεσμούς προσανατολισμένους στο διάστημα και, κατά συνέπεια, μόρια που έχουν ορισμένα γεωμετρικά σχήματα.
- Ο κορεσμός καθορίζεται από την ικανότητα σχηματισμού περιορισμένου αριθμού δεσμών.
- Η πολικότητα καθορίζεται από την ικανότητα αλλαγής πολικότητας υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου.
- Η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει ένας δεσμός, που καθορίζει τη δύναμή του.
Μόρια υδρογόνου (H2), χλωρίου (Cl2), οξυγόνου (O2), αζώτου (N2) και πολλών άλλων μπορούν να είναι ένα παράδειγμα ομοιοπολικής μη πολικής αλληλεπίδρασης.
H + H → H-H το μόριο έχει έναν μόνο μη πολικό δεσμό,
O: + :O → O=O το μόριο έχει διπλό μη πολικό,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N το μόριο έχει τριπλό μη πολικό.
Ως παραδείγματα μπορούν να αναφερθούν μόρια αερίου διοξειδίου του άνθρακα (CO2) και μονοξειδίου του άνθρακα (CO), υδρόθειο (H2S), υδροχλωρικό οξύ (HCL), νερό (H2O), μεθάνιο (CH4), οξείδιο του θείου (SO2) και πολλά άλλα του ομοιοπολικού δεσμού των χημικών στοιχείων. .
Στο μόριο CO2, η σχέση μεταξύ των ατόμων άνθρακα και οξυγόνου είναι ομοιοπολική πολική, αφού το πιο ηλεκτραρνητικό υδρογόνο έλκει την πυκνότητα ηλεκτρονίων προς τον εαυτό του. Το οξυγόνο έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο, ενώ ο άνθρακας μπορεί να παρέχει τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους για να σχηματίσουν μια αλληλεπίδραση. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται διπλοί δεσμοί και το μόριο μοιάζει με αυτό: O=C=O.
Προκειμένου να προσδιοριστεί ο τύπος του δεσμού σε ένα συγκεκριμένο μόριο, αρκεί να ληφθούν υπόψη τα συστατικά του άτομα. Απλές ουσίες τα μέταλλα σχηματίζουν ένα μεταλλικό, τα μέταλλα με τα αμέταλλα σχηματίζουν έναν ιοντικό, οι απλές ουσίες τα μη μέταλλα σχηματίζουν ένα ομοιοπολικό μη πολικό και τα μόρια που αποτελούνται από διαφορετικά αμέταλλα σχηματίζονται μέσω ενός ομοιοπολικού πολικού δεσμού.
Πίσω μπροστά
Προσοχή! Η προεπισκόπηση της διαφάνειας είναι μόνο για ενημερωτικούς σκοπούς και ενδέχεται να μην αντιπροσωπεύει την πλήρη έκταση της παρουσίασης. Εάν ενδιαφέρεστε για αυτό το έργο, κατεβάστε την πλήρη έκδοση.
Στόχοι μαθήματος:
- Να σχηματίσετε την έννοια των χημικών δεσμών χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός ιοντικού δεσμού. Για την κατανόηση του σχηματισμού ενός ιοντικού δεσμού ως ακραίας περίπτωσης ενός πολικού.
- Κατά τη διάρκεια του μαθήματος, εξασφαλίστε την αφομοίωση των παρακάτω βασικών εννοιών: ιόντα (κατιόν, ανιόν), ιονικός δεσμός.
- Να αναπτύξει τη νοητική δραστηριότητα των μαθητών μέσω της δημιουργίας προβληματικής κατάστασης κατά τη μελέτη νέου υλικού.
Καθήκοντα:
- μάθουν να αναγνωρίζουν τους τύπους των χημικών δεσμών.
- επαναλάβετε τη δομή του ατόμου.
- να διερευνήσει τον μηχανισμό σχηματισμού ιοντικού χημικού δεσμού.
- διδάσκουν πώς να συντάσσουν σχήματα σχηματισμού και ηλεκτρονικούς τύπους ιοντικών ενώσεων, εξισώσεις αντίδρασης με τον προσδιορισμό της μετάπτωσης ηλεκτρονίων.
ΕξοπλισμόςΛέξεις-κλειδιά: υπολογιστής, προβολέας, πόρος πολυμέσων, περιοδικό σύστημα χημικών στοιχείων D.I. Mendeleev, πίνακας "Ionic bond".
Τύπος μαθήματος:Διαμόρφωση νέας γνώσης.
Είδος μαθήματος:μάθημα πολυμέσων.
Χένα μάθημα
ΕΓΩ.Οργάνωση χρόνου.
II . Έλεγχος εργασιών για το σπίτι.
Δάσκαλος: Πώς μπορούν τα άτομα να λάβουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις; Ποιοι είναι οι τρόποι σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού;
Μαθητής: Πολικοί και μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται από τον μηχανισμό ανταλλαγής. Ο μηχανισμός ανταλλαγής περιλαμβάνει περιπτώσεις όπου ένα ηλεκτρόνιο εμπλέκεται στο σχηματισμό ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από κάθε άτομο. Για παράδειγμα, υδρογόνο: (διαφάνεια 2)
Ο δεσμός προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων λόγω της ένωσης ασύζευκτων ηλεκτρονίων. Κάθε άτομο έχει ένα ηλεκτρόνιο s. Τα άτομα Η είναι ισοδύναμα και τα ζεύγη ανήκουν εξίσου και στα δύο άτομα. Επομένως, ο σχηματισμός κοινών ζευγών ηλεκτρονίων (επικαλυπτόμενα νέφη ηλεκτρονίων p) συμβαίνει κατά τον σχηματισμό του μορίου F 2. (διαφάνεια 3)
H ρεκόρ · σημαίνει ότι το άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιο στην εξωτερική στοιβάδα ηλεκτρονίων. Το αρχείο δείχνει ότι υπάρχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου φθορίου.
Κατά τον σχηματισμό του μορίου N 2. Σχηματίζονται 3 κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Τα ρ-τροχιακά επικαλύπτονται. (διαφάνεια 4)
Ο δεσμός ονομάζεται μη πολικός.
Δάσκαλος: Έχουμε εξετάσει τώρα περιπτώσεις όπου σχηματίζονται μόρια μιας απλής ουσίας. Υπάρχουν όμως πολλές ουσίες γύρω μας, μια πολύπλοκη δομή. Ας πάρουμε ένα μόριο υδροφθορίου. Πώς γίνεται ο σχηματισμός σύνδεσης σε αυτή την περίπτωση;
Μαθητής: Όταν σχηματίζεται ένα μόριο υδροφθορίου, το τροχιακό του s-ηλεκτρονίου του υδρογόνου και το τροχιακό του p-ηλεκτρονίου του φθορίου H-F επικαλύπτονται. (διαφάνεια 5)
Το ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης μετατοπίζεται στο άτομο φθορίου, με αποτέλεσμα το σχηματισμό δίπολο. Σύνδεση που ονομάζεται πολική.
III. Ενημέρωση γνώσης.
Δάσκαλος: Ένας χημικός δεσμός προκύπτει ως αποτέλεσμα αλλαγών που συμβαίνουν με τα εξωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων των συνδετικών ατόμων. Αυτό είναι δυνατό επειδή οι εξωτερικές στοιβάδες ηλεκτρονίων δεν είναι πλήρεις σε στοιχεία εκτός από αδρανή αέρια. Ο χημικός δεσμός εξηγείται από την επιθυμία των ατόμων να αποκτήσουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση, παρόμοια με τη διαμόρφωση του «πλησιέστερου» αδρανούς αερίου σε αυτά.
Δάσκαλος: Γράψτε ένα διάγραμμα της ηλεκτρονικής δομής του ατόμου νατρίου (στον πίνακα). (διαφάνεια 6)
Μαθητής: Για να επιτευχθεί η σταθερότητα του ηλεκτρονιακού κελύφους, το άτομο νατρίου πρέπει είτε να εγκαταλείψει ένα ηλεκτρόνιο είτε να δεχτεί επτά. Το νάτριο θα εγκαταλείψει εύκολα το ηλεκτρόνιό του μακριά από τον πυρήνα και ασθενώς συνδεδεμένο με αυτόν.
Δάσκαλος: Κάντε ένα διάγραμμα της ανάκρουσης ενός ηλεκτρονίου.
Na° - 1ē → Na+ = Ne
Δάσκαλος: Γράψτε ένα διάγραμμα της ηλεκτρονικής δομής του ατόμου φθορίου (στον πίνακα).
Δάσκαλος: Πώς επιτυγχάνεται η ολοκλήρωση της πλήρωσης του ηλεκτρονικού στρώματος;
Μαθητής: Για να επιτευχθεί η σταθερότητα του ηλεκτρονιακού κελύφους, το άτομο φθορίου πρέπει είτε να εγκαταλείψει επτά ηλεκτρόνια είτε να δεχτεί ένα. Είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκό για το φθόριο να δέχεται ένα ηλεκτρόνιο.
Δάσκαλος: Κάντε ένα σχήμα για τη λήψη ενός ηλεκτρονίου.
F° + 1ē → F- = Ne
IV. Εκμάθηση νέου υλικού.
Ο δάσκαλος απευθύνει μια ερώτηση στην τάξη στην οποία τίθεται το καθήκον του μαθήματος:
Υπάρχουν άλλες επιλογές στις οποίες τα άτομα μπορούν να λάβουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις; Ποιοι είναι οι τρόποι σχηματισμού τέτοιων δεσμών;
Σήμερα θα εξετάσουμε έναν από τους τύπους δεσμών - ιονικούς δεσμούς. Ας συγκρίνουμε τη δομή των φλοιών ηλεκτρονίων των ήδη ονομαζόμενων ατόμων και αδρανών αερίων.
Συζήτηση με την τάξη.
Δάσκαλος: Τι φορτίο είχαν τα άτομα νατρίου και φθορίου πριν από την αντίδραση;
Μαθητής: Τα άτομα του νατρίου και του φθορίου είναι ηλεκτρικά ουδέτερα, γιατί. τα φορτία των πυρήνων τους εξισορροπούνται από ηλεκτρόνια που περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα.
Δάσκαλος: Τι συμβαίνει μεταξύ των ατόμων όταν δίνουν και λαμβάνουν ηλεκτρόνια;
Μαθητής: Τα άτομα αποκτούν φορτία.
Ο δάσκαλος δίνει εξηγήσεις: Στον τύπο ενός ιόντος καταγράφεται επιπλέον το φορτίο του. Για να το κάνετε αυτό, χρησιμοποιήστε τον εκθέτη. Σε αυτό, ένας αριθμός υποδεικνύει το ποσό χρέωσης (δεν γράφουν μονάδα) και στη συνέχεια ένα σύμβολο (συν ή πλην). Για παράδειγμα, ένα ιόν νατρίου με φορτίο +1 έχει τον τύπο Na + (διαβάστε "νάτριο συν"), ένα ιόν φθορίου με φορτίο -1 - F - ("φθόριο μείον"), ένα ιόν υδροξειδίου με φορτίο του -1 - ΟΗ - ("ο-στάχ-μείον"), ένα ανθρακικό ιόν με φορτίο -2 - CO 3 2- ("tse-o-τρία-δύο-μείον").
Στους τύπους των ιοντικών ενώσεων, πρώτα σημειώστε, χωρίς να υποδεικνύετε τα φορτία, θετικά φορτισμένα ιόντα και στη συνέχεια - αρνητικά φορτισμένα. Εάν ο τύπος είναι σωστός, τότε το άθροισμα των φορτίων όλων των ιόντων σε αυτόν είναι ίσο με μηδέν.
θετικά φορτισμένο ιόν ονομάζεται κατιόνκαι ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν-ανιόν.
Δάσκαλος: Γράφουμε τον ορισμό σε βιβλία εργασίας:
Και αυτοςείναι ένα φορτισμένο σωματίδιο στο οποίο μετατρέπεται ένα άτομο ως αποτέλεσμα λήψης ή εκπομπής ηλεκτρονίων.
Δάσκαλος: Πώς να προσδιορίσετε το φορτίο του ιόντος ασβεστίου Ca 2+;
Μαθητής: Ένα ιόν είναι ένα ηλεκτρικά φορτισμένο σωματίδιο που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της απώλειας ή κέρδους ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων από ένα άτομο. Το ασβέστιο έχει δύο ηλεκτρόνια στο τελευταίο ηλεκτρονικό επίπεδο, ο ιονισμός ενός ατόμου ασβεστίου συμβαίνει όταν δύο ηλεκτρόνια δίνονται μακριά. Το Ca 2+ είναι ένα διπλά φορτισμένο κατιόν.
Δάσκαλος: Τι συμβαίνει με τις ακτίνες αυτών των ιόντων;
Κατά τη μετάβαση ηλεκτρικά ουδέτερο άτομο σε ιοντική κατάσταση, το μέγεθος των σωματιδίων αλλάζει πολύ. Ένα άτομο, εγκαταλείποντας τα ηλεκτρόνια σθένους του, μετατρέπεται σε ένα πιο συμπαγές σωματίδιο - ένα κατιόν. Για παράδειγμα, κατά τη μετάβαση ενός ατόμου νατρίου στο κατιόν Na+, το οποίο, όπως αναφέρθηκε παραπάνω, έχει δομή νέον, η ακτίνα του σωματιδίου μειώνεται πολύ. Η ακτίνα ενός ανιόντος είναι πάντα μεγαλύτερη από την ακτίνα του αντίστοιχου ηλεκτρικά ουδέτερου ατόμου.
Δάσκαλος: Τι συμβαίνει με τα αντίθετα φορτισμένα σωματίδια;
Μαθητής: Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα νατρίου και φθορίου, που προκύπτουν από τη μετάβαση ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο νατρίου σε ένα άτομο φθορίου, έλκονται αμοιβαία και σχηματίζουν φθοριούχο νάτριο. (διαφάνεια 7)
Na + + F - = NaF
Το σχήμα σχηματισμού ιόντων που εξετάσαμε δείχνει πώς σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός μεταξύ του ατόμου νατρίου και του ατόμου φθορίου, ο οποίος ονομάζεται ιοντικός.
Ιοντικός δεσμός- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από την ηλεκτροστατική έλξη αντίθετα φορτισμένων ιόντων μεταξύ τους.
Οι ενώσεις που σχηματίζονται σε αυτή την περίπτωση ονομάζονται ιοντικές ενώσεις.
V. Ενοποίηση νέου υλικού.
Καθήκοντα για την εδραίωση γνώσεων και δεξιοτήτων
1. Συγκρίνετε τη δομή των ηλεκτρονίων του ατόμου ασβεστίου και του κατιόντος ασβεστίου, του ατόμου χλωρίου και του ανιόντος χλωρίου:
Σχολιάστε τον σχηματισμό ιοντικού δεσμού στο χλωριούχο ασβέστιο:
2. Για να ολοκληρώσετε αυτήν την εργασία, πρέπει να χωριστείτε σε ομάδες των 3-4 ατόμων. Κάθε μέλος της ομάδας εξετάζει ένα παράδειγμα και παρουσιάζει τα αποτελέσματα σε όλη την ομάδα.
Απάντηση μαθητών:
1. Το ασβέστιο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας ΙΙ, ένα μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομό του να δωρίσει δύο εξωτερικά ηλεκτρόνια παρά να δεχτεί τα έξι που λείπουν:
2. Το χλώριο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VII, ένα αμέταλλο. Είναι ευκολότερο για το άτομό του να δεχτεί ένα ηλεκτρόνιο, το οποίο του λείπει πριν από την ολοκλήρωση του εξωτερικού επιπέδου, παρά να παραδώσει επτά ηλεκτρόνια από το εξωτερικό επίπεδο:
3. Αρχικά, βρείτε το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο μεταξύ των φορτίων των σχηματισθέντων ιόντων, είναι ίσο με 2 (2x1). Στη συνέχεια προσδιορίζουμε πόσα άτομα ασβεστίου πρέπει να ληφθούν ώστε να δώσουν δύο ηλεκτρόνια, δηλαδή να ληφθούν ένα άτομο Ca και δύο άτομα CI.
4. Σχηματικά, ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού μεταξύ ατόμων ασβεστίου και χλωρίου μπορεί να γραφεί: (διαφάνεια 8)
Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2
Καθήκοντα για αυτοέλεγχο
1. Με βάση το σχήμα για το σχηματισμό μιας χημικής ένωσης, να σχηματίσετε μια εξίσωση για μια χημική αντίδραση: (διαφάνεια 9)
2. Με βάση το σχήμα για τον σχηματισμό μιας χημικής ένωσης, να σχηματίσετε μια εξίσωση για μια χημική αντίδραση: (διαφάνεια 10)
3. Δίνεται ένα σχήμα για τον σχηματισμό μιας χημικής ένωσης: (διαφάνεια 11)
Επιλέξτε ένα ζεύγος χημικών στοιχείων των οποίων τα άτομα μπορούν να αλληλεπιδράσουν σύμφωνα με αυτό το σχήμα:
ΕΝΑ) ΝαΚαι Ο;
σι) LiΚαι φά;
V) κΚαι Ο;
ΣΟΛ) ΝαΚαι φά
| Δομική χημεία | |
|---|---|
| Χημικός δεσμός: | Αρωματικότητα | Ομοιοπολικός δεσμός | Ιοντικός δεσμός| Μεταλλική σύνδεση | Δεσμός υδρογόνου | Ομόλογος δωρητή-αποδέκτη | Ταυτομερισμός |
| Εμφάνιση δομής: | Λειτουργική ομάδα | Δομικός τύπος | Χημικός τύπος | συνδέτης |
| Ηλεκτρονικές ιδιότητες: | Ηλεκτραρνητικότητα | Συγγένεια ηλεκτρονίων | Ενέργεια ιονισμού | Δίπολο | Κανόνας οκτάδας |
| Στερεοχημεία: | Ασύμμετρο άτομο | Ισομέρεια | Διαμόρφωση | Χειρικότητα | Διαμόρφωση |
Ίδρυμα Wikimedia. 2010 .
Δείτε τι είναι ο "Ionic chemical bond" σε άλλα λεξικά:
Ο δεσμός μεταξύ ατόμων σε ένα μόριο ή mol. σύνδεση, που προκύπτει είτε ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ενός ηλεκτρονίου από το ένα άτομο στο άλλο, είτε της κοινωνικοποίησης ηλεκτρονίων από ένα ζεύγος (ή ομάδα) ατόμων. Οι δυνάμεις που οδηγούν στο X. s. είναι ο Coulomb, αλλά ο X. s. περιγράψτε μέσα... Φυσική Εγκυκλοπαίδεια
ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ- αλληλεπίδραση ατόμων, κατά την οποία τα ηλεκτρόνια που ανήκουν σε δύο διαφορετικά άτομα (ομάδες) γίνονται κοινά (κοινωνικοποιούνται) και για τα δύο άτομα (ομάδες), προκαλώντας τον συνδυασμό τους σε μόρια και κρυστάλλους. Υπάρχουν δύο κύριοι τύποι X. s .: ιοντικές ... ... Μεγάλη Πολυτεχνική Εγκυκλοπαίδεια
ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Ο μηχανισμός με τον οποίο τα άτομα συνδυάζονται για να σχηματίσουν μόρια. Υπάρχουν διάφοροι τύποι τέτοιου δεσμού, που βασίζονται είτε στην έλξη αντίθετων φορτίων είτε στο σχηματισμό σταθερών διαμορφώσεων μέσω της ανταλλαγής ηλεκτρονίων. ... ... Επιστημονικό και τεχνικό εγκυκλοπαιδικό λεξικό
χημικός δεσμός- ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, η αλληλεπίδραση ατόμων, που προκαλεί τη σύνδεσή τους σε μόρια και κρυστάλλους. Οι δυνάμεις που δρουν κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού είναι κυρίως ηλεκτρικού χαρακτήρα. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού συνοδεύεται από αναδιάταξη ... ... Εικονογραφημένο Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό
- ... Βικιπαίδεια
Αμοιβαία έλξη ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων. Συνηθίζεται να λέμε ότι σε ένα μόριο ή σε έναν κρύσταλλο μεταξύ γειτονικών ατόμων υπάρχουν κεφ. Το σθένος ενός ατόμου (το οποίο συζητείται λεπτομερέστερα παρακάτω) δείχνει τον αριθμό των δεσμών ... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια
χημικός δεσμός- αμοιβαία έλξη ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων. Το σθένος ενός ατόμου δείχνει τον αριθμό των δεσμών που σχηματίζονται από ένα δεδομένο άτομο με γειτονικούς. Ο όρος "χημική δομή" εισήχθη από τον ακαδημαϊκό A. M. Butlerov στο ... ... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό Μεταλλουργίας
Η αλληλεπίδραση των ατόμων, η οποία καθορίζει τη σύνδεσή τους σε μόρια και κρυστάλλους. Αυτή η αλληλεπίδραση οδηγεί σε μείωση της συνολικής ενέργειας του προκύπτοντος μορίου ή κρυστάλλου σε σύγκριση με την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν και βασίζεται σε ... ... Μεγάλο εγκυκλοπαιδικό πολυτεχνικό λεξικό
Ομοιοπολικός δεσμός στο παράδειγμα ενός μορίου μεθανίου: ένα πλήρες εξωτερικό επίπεδο ενέργειας για το υδρογόνο (Η) 2 ηλεκτρόνια και για τον άνθρακα (C) 8 ηλεκτρόνια. Ομοιοπολικός δεσμός που σχηματίζεται από κατευθυνόμενα νέφη ηλεκτρονίων σθένους. Ουδέτερο ... ... Wikipedia
Χημικός δεσμός είναι το φαινόμενο της αλληλεπίδρασης ατόμων, λόγω της επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων, δεσμεύοντας σωματίδια, που συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος. Ο όρος "χημική δομή" εισήχθη για πρώτη φορά από τον A. M. Butlerov το 1861 ... ... Wikipedia
